Diagrama de temas
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(a) Utiliza los símbolos apropiados para representar el isotopo del bario cuyo núcleo contiene 135 ́ nucleones y el isotopo del selenio cuyo núcleo contiene 80 nucleones. (b) Indica el número de protones, ́ neutrones y electrones que tiene cada uno de estos isotopos. (c) Indica el número de protones, ́ neutrones y electrones que tiene un ion de bario con dos cargas positivas y un ion de selenio con dos cargas negativas.
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El bromo tiene dos isotopos naturales: ́ 79 35Br y 81 35Br. El primero de ellos tiene una masa atómica relativa de 78.918 y una abundancia natural del 50.69 %. Calcula la masa atómica relativa del segundo isótopo. Busca la masa atómica del bromo en los datos bibliográficos.
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Calcula el numero de protones, neutrones y electrones que hay en la fórmula unidad del ácido sulfúrico. Utiliza los isótopos m ́ as abundantes de cada elemento.
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Se hacen reaccionar 2 L de eteno (C2H4 ) con 2 L de oxígeno (O2 ) ambos a 298 K y 1 atm de presión. Los productos (agua y dióxido de carbono gaseosos) y reactivos sobrantes se recogen a la misma temperatura en un recipiente de 5 L. Calcula el numero de moles de cada reactante en la mezcla final y la presión en el recipiente. Dato: ́ R = 0.08206 atm·L/(mol·K).
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(a) Identifica el reactante limitante en la reacción 6 Na(l) + Al2O3 (s) → 2 Al(l) + 3 Na2O(s) cuando 5.52 g de Na se calientan con 5.10 g de oxido de aluminio. (b) ¿Qu ́ e masa de aluminio puede producirse?. (c) ¿Qué masa del reactante en exceso permanece al final de la reacción? ́
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Es muy difícil hacerse una idea de lo pequeñas que son la dimensiones del átomo. A modo de comparación, estima el diámetro de un átomo hipotético cuyo núcleo fuera del tamaño de un garbanzo (≈ 8 mm)
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16. Ajustar la ecuación y calcular cuánto carbono se necesita para reducir 1,50 kg de As2O3. As2O3(s) + C(s) ---->As(s) + CO2 (g)
Solución: Se necesitan 0,136 kg de carbono.17. Se hacen reaccionar 50,0 g de H2S y 50,0 g de SO2 para obtener azufre según la reacción: H2S(g) + SO2(g) -----> H2O(l) + S(s) Tras ajustar la reacción y suponiendo 100% de rendimiento en la reacción, determinar: a) cuál es el reactivo limitante b) la masa del reactivo que quedará en exceso. c) la cantidad de azufre obtenido.
Solución: a) el reactivo limitante es el H2S, b) 3,02 g de SO2, c) 70,6 g de S
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Las ondas electromagnéticas están formadas por dos campos, eléctrico y magnético, que vibran perpendiculares entre sí y a la dirección de propagación de la onda. Las magnitudes físicas que caracterizan la onda electromagnética son su longitud de onda y su frecuencia.
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La longitud de onda de un fotón de luz roja es
. Calcula su frecuencia y número de ondas. ¿Qué energía tendrían 3 moles de fotones de luz roja? -
El espectro electromagnético clasifica la radiación electromagnética según su energía. De menor a mayor energía tenemos: ondas de radio, microondas, radiación infrarroja, radiación visible, radiación ultravioleta, rayos X y rayos gamma
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Un elemento emite una energía de 20 eV tras ser calentado. ¿Cuál es la frecuencia, la longitud de onda y la zona del espectro a las que corresponde dicha radiación?
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En el proceso de fotosíntesis, la clorofila absorbe radiación de 670 nm. Determina: (a) La energía de un fotón de dicha radiación. (b) La energía de un mol de fotones.
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Al hacer pasar la luz del sol por un prisma sufre una doble refracción que la descompone en la radiaciones monocromática que la constituyen, llamado espectro visible. La radiación que mas se refracta es la de mayor frecuencia (violeta) y la que menos se refracta la de menor frecuencia (rojo)
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Un cuerpo negro es un objeto capaz de absorber toda la radiación del espectro electromagnético que incide sobre él. Si el cuerpo negro tiene una temperatura constante, es decir, está en equilibrio térmico, debe emitir la misma radiación que le llegue. Representando la intensidad de la radiación frente a la longitud de onda, se obtienen unas curvas con un máximo a cada temperatura. La física clásica es incapaz de explicar estas curvas, hasta que Max Planck en 1900 propuso que la radiación electromagnética se emitía en pequeños paquetes llamados cuantos de energía.
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Al incidir luz ultravioleta de
sobre una lámina metálica, se producen fotoelectrones que salen a una velocidad máxima igual a una milésima parte de la velocidad de la luz en el vacío. Calcula la frecuencia umbral del metal. -
Cuando se ilumina la superficie de un cierto metal con una luz de 150 nm de longitud de onda, emite electrones con una energía cinética de 3 eV. ¿Cuál es el valor de la frecuencia umbral de ese metal?
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(a)Sabiendo que la función trabajo del litio es 2,93 eV/átomo, calcular la velocidad de un electrón desprendido del litio por un fotón de frecuencia
(b) ¿Cuál es la máxima longitud de
onda de un fotón capaz de arrancar un electrón del litio? -
En el mundo clásico podemos medir con precisión la cantidad de movimiento y la posición de una partícula. Sin embargo, en el mundo cuántico estas magnitudes se ven afectadas por una incertidumbre que impide conocer simultáneamente sus valores. El conocimiento de la posición de la partícula produce un desconocimiento en su cantidad de movimiento o velocidad.
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Un electrón tiene una velocidad de
. Suponiendo que la precisión (incertidumbre) de este valor es 1.5 por ciento, ¿con qué precisión podemos medir la posición del electrón de forma simultánea con la velocidad? -
¿Cuál es la incertidumbre en la velocidad de un haz de protones cuya posición se conoce con la incertidumbre de 24 nm?
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La hipótesis de Victor de Broglie supone que las partículas de materia presentan comportamiento ondulatorio. Toda partícula de materia tiene una onda asociada de longitud h/p, siendo h la constante de Planck y p la cantidad de movimiento de la partícula
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Calcula la longitud de onda asociada a: (a) Una pelota de 300 g de peso que se mueve a la velocidad de 210 km/h. (b) Un electrón que se mueve a 17000 km/h.
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Calcula la velocidad de un electrón cuya onda asociada tiene una longitud de 1500 nm.
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Los espectros atómicos son un fenómeno físico que la física clásica no puede explicar y dan la clave para el nacimiento de una nueva física: la mecánica cuántica.
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El modelo atómico de Bohr consigue explicar los espectros del átomo de hidrógeno bajo las suposiciones de orbitas circulares y estacionarias para el electrón.
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Calcula el radio y la energía de la primera órbita del electrón siguiendo el modelo atómico de Bohr.
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Calcula la variación de energía que experimenta el electrón del átomo de hidrógeno cuando pasa del primer al cuarto nivel. ¿Esta energía es absorbida o desprendida? -
Indica el número de líneas que se pueden observar en un espectro de emisión si los saltos internivélicos posibles fueran entre niveles con números cuánticos comprendidos entre n=1 y n=3
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Se ha observado que los átomos de hidrógeno en su estado natural son capaces de absorber radiación ultravioleta de 1216 A. ¿A qué transición electrónica corresponde esta absorción?
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Un electrón de un átomo de hidrógeno salta desde el estado excitado de un nivel de energía de número cuántico principal n=3 a otro de n=1. Calcula la energía y la frecuencia de la radiación emitida.
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En este vídeo tan solo se pretenden esbozar unas ideas sobre la mecánica cuántica, con el objetivo de describir los modelos de la partícula en una caja y el átomo hidrogenoide.
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La partícula en una caja es el modelo cuántico más sencillo. Consiste en una partícula que se mueve sobre el eje x sometida a un potencial nulo. Las paredes de la caja poseen potencial infinito.
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Para la partícula de masa m en la caja unidimensional de tamaño L,
y 
(a) ¿Puede la partícula absorber un fotón de energía 
?
(b) Discute si la probabilidad de encontrar la partícula en la región [L/4,L/2] es mayor en el estado fundamental o en el primer estado excitado. -
Los átomos de un solo electrón se llaman hidrogenoides y para ellos la ecuación de Schrödinger es resoluble, dando la función de onda y la energía de los diferentes estados.
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Indica todas las combinaciones de números cuánticos que se pueden presentar en el nivel n=4
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Indicar si son válidos las siguientes ternas de números cuánticos e indicar el orbital al que pertenecen.
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El espín es una propiedad intrínseca del electrón que inicialmente se asoció a una rotación, pero dado que no depende de coordenadas espaciales es independiente del estado de movimiento de la partícula. El valor del momento angular de espín está cuantizado, dependiendo de un número cuántico,
que toma valores +1/2 y -1/2. -
Los niveles energéticos del átomo de hidrógeno pierden su degeneración debido a la interacción interelectrónica. La energía del átomo polielectrónico puede aproximarse por la fórmula de los átomos hidrogenoides sin más que cambiar la carga nuclear por la carga nuclear efectiva.
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En este vídeo se describe la construcción de la configuración electrónica para los elementos de la tabla periódica. Se utilizan las reglas de llenado (aufbau), Hund y el principio de exclusión de Pauli.
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Indicar a que elemento corresponden las siguientes configuraciones electrónicas y si representan el estado fundamental del elemento.
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Identificar los elementos a los que corresponde la configuración electrónica indicada y justificar si se trata de un estado fundamental o excitado.
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En este vídeo se explican los conceptos de carga nuclear efectiva y apantallamiento, así como el cálculo de las constantes de apantallamiento a partir de las reglas de Slater.
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Descripción de la tabla periódica de Mendeleiev y de la tabla periódica larga que utilizamos en la actualidad.
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Se define el radio covalente como la mitad de la distancia entre los núcleos de dos átomos iguales unidos por enlace covalente simple. El radio atómico aumenta en la tabla periódica hacia la izquierda y hacia abajo.
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La energía de ionización es la energía necesaria para arrancar un electrón a un átomo gaseoso, aislado y en estado fundamental. La energía de ionización disminuye en la tabla periódica a la izquierda y abajo.
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La afinidad electrónica se define como la energía liberada cuando un átomo gaseoso, aislado y estado fundamental captura un electrón. La afinidad electrónica crece a la derecha y arriba.
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La electronegatividad es la capacidad de un elemento para atraer hacia sí los electrones que lo enlazan con otro elemento. La electronegatividad aumenta en la tabla periódica a la derecha y arriba. La escala de electronegatividades de Pauling otorga al flúor la mayor electronegatividad (4)
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Para los siguientes elementos químicos: N, Na, Cl, Ca y Cu a) Escriba sus configuraciones electrónicas. b) Ordene los elementos de menor a mayor valor de su primera energía de ionización. c) Indique el elemento que presenta el valor más elevado de la segunda energía de ionización. d) Indique el elemento que presenta un valor más elevado (menos negativo) de la afinidad electrónica.
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Explique por qué la primera energía de ionización del Mg es mayor que la del Na, mientras que la segunda energía de ionización del Na es mayor que la correspondiente del Mg.
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Dos elementos A y B tienen las siguientes configuraciones electrónicas: A: [Kr]5s 2 B: [Ar]3d104s2 4p5 ¿Qué elemento presenta carácter metálico? ¿Qué elemento presenta el valor más elevado de la energía de ionización? ¿Qué elemento presenta el valor más elevado del radio atómico? ¿Qué elemento presenta el valor más elevado de la afinidad electrónica?
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El radio atómico del fósforo es 103 pm y su primera energía de ionización es Ip (1) = 1012 kJ mol−1 . Estima, para los átomos de nitrógeno, selenio y cloro si los valores de esas dos propiedades son mayores, ́ menores o análogos a los del átomo de fósforo.
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1. Comparar el radio atómico en cada una de las siguientes series de elementos: a) Ca, K, Mg. b) Ca, Cs, Rb, Sr. c) Al, B, C, Si. d) As, Ba, F, Sn. e) Al, I.
2. Ordenar según radio decreciente cada una de las siguientes series de especies químicas. a) Cl– , K+ , S2–, V5+; b) Br– , K+ , Rb+ ; c) He, H, H+, H– . -
Considerar los átomos de cesio, teluro y yodo, así como sus iones más comunes. Ordenar según volumen decreciente: a) los átomos; b) los iones. Si no siguen el mismo orden, dar una explicación.
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Las líneas de la serie espectral del Ca correspondiente al retorno al orbital 4s convergen a un valor de 1,479ꞏ1015 Hz. Hallar la primera energía de ionización de ese metal en kJ/mol. 590,2 kJ/mol.
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Explicar qué átomo o ion tiene la afinidad electrónica más negativa en cada una de las siguientes parejas. a) F y Fe, b) Ba y Br, c) K+ y K.
¿Qué relación existe entre la afinidad electrónica del bromo y la energía de ionización del anión bromuro?
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¿Verdadero o falso?:
a) El Rb tiene la Ei2 mayor que el Sr.
b) Xe y Ba2+ son isoelectrónicos, así que sus energías de ionización son iguales. c) Como el Ne es un gas noble y tiene octeto, su Ei1 (la necesaria para romper el octeto) > Ei2
d) La segunda afinidad electrónica del oxígeno es negativa porque el anión O2− es muy estable.
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Los gases nobles presentan una especial estabilidad. Los electrones externos (de valencia) juegan un papel fundamental en el enlace químico. El enlace iónico se produce cuando los átomos transfieren electrones entre ellos. El enlace covalente se produce cuando se comparten electrones entre átomos. Los electrones cedidos o compartidos por los átomos buscan alcanzar una configuración electrónica de gas noble (octeto)
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Un símbolo de Lewis se compone del símbolo del elemento que representa al núcleo y sus electrones internos, junto con puntos situados a su alrededor que representan los electrones de valencia.
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Los compuestos iónicos se forman cuando un átomo cede electrones y otro los acepta, de esta forma se generan cationes y aniones que se atraen por fuerzas electrostáticas
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Los compuestos covalentes se forman a partir de átomos de electronegatividad similar por compartición de electrones.
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El enlace covalente coordinado o dativo se forma cuando los dos electrones del enlace proceden de un átomo. Son ejemplos de enlace coordinado o dativo los cationes oxonio y amonio.
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En muchas moléculas es necesario compartir más de un par electrónico para lograr alcanzar el octeto de los átomos. De esta forma generamos enlaces covalentes dobles o triples.
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La electronegatividad nos permite clasificar los compuestos en iónicos y covalentes. Con diferencias elevadas de electronegatividad tenemos enlaces iónicos, mientras átomos de igual electronegatividad dan lugar a enlaces covalentes puros.
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Para escribir la estructura de Lewis de una molécula seguimos las etapas:
1. Elegir el esqueleto molecular.
2. Calcular los electrones de valencia.
3. Calcular electrones enlazantes.
4. Calcular electrones no enlazantes por diferencia.
5. Completar octetos de átomos terminales. Si sobra algún par electrónico colocarlo al átomo central. -
Las cargas formales permiten elegir la estructura de Lewis más favorable. La carga formal compara los electrones que aportó cada átomo a la molécula con los que le corresponden una vez establecida la estructura.
La suma de cargas formales coincide con la carga de la molécula.
La estructura más favorable es la de menor carga formal
Las cargas formales positivas deben caer en el átomo más electropositivo
Las cargas formales negativas deben caer en el átomo más electronegativo. -
Algunas moléculas presentan dos o más estructuras de Lewis aceptables. La estructura verdadera es el híbrido de resonancia de las estructuras canónica contribuyentes.
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Excepciones a la regla del octeto:
1. Especies con número impar de electrones
2. Octetos incompletos.
3. Octetos expandidos. -
En este vídeo se describe la teoría de la repulsión de los pares electrónicos de la capa de valencia para determinar la geometría de las moléculas.
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Determinar la estructura de Lewis, gemetría e hibridación del tetracloruro de yodo (ICl4)
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Estructura de Lewis y geometría molecular y electrónica el tricloruro de nitrógeno (NCl3), así como la hibridación del átomo central.
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Utilizando la teoría de la repulsión de los pares electrónicos de la capa de valencia predecir la geometría del oxitricloruro de fósforo OPCl3
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Utilizando la teoría de repulsión de pares electrónicos de la capa de valencia determinar la forma geométrica del ICl3
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Aplicación de la teoría de la repulsión de los pares electrónicos de la capa de valencia a la determinación de la geometría del metanal
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La diferencia de electronegatividad entre los átomos hace que las moléculas presenten distribución no uniforme de la carga, surgiendo cargas parciales sobre los átomos. El momento dipolar es la magnitud que permite medir la polaridad de una molécula.
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El orden de enlace nos indica el tipo de enlace que une dos átomos. Los enlaces simples tienen orden de enlace 1, los dobles 2 y los triples 3. A mayor orden de enlace el enlace es más corto y más energético.
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Las molécula son más estables que los átomos que las forman. En la formación de un enlace se libera energía, mientras que para su ruptura se requiere suministrar la misma energía que lo ha formado.
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Escribir la estructura de Lewis del oxitetrafluoruro de xenón. Eligiendo la más favorable mediante el uso de cargas formales.
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Para dibujar la estructura de Lewis del HCN debemos determinar su átomo central, su esqueleto, los electrones de valencia disponibles, los enlazantes y los solitarios.
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Dibujar la estructura de Lewis del ácido sulfúrico (H2SO4)
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Dibujar la estructura de Lewis de la urea CO(NH2)2
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Dibujar la estructura de Lewis del cloruro de tionilo (SOCl2). Seguimos los pasos:
1. Determinar el átomo central
2. Dibujar el esqueleto molecular
3. Determinar pares de valencia, enlazantes y solitarios.
4. Completar octetos de átomos terminales.
5. Si sobran pares solitarios colocarlos al átomo central
6. Calcular cargas formales para determinar la estructura más estable. -
Dibujar la estructura de Lewis del dióxido de carbono (CO2)
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Dibujar la estructura de Lewis del tetrafluoruro de xenón XeF4
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DIBUJAR LA ESTRUCTURA DE LEWIS DEL IO2F2- Debemos considerar que es una especie cargada a la hora de computar los electrones de valencia. -
Dibujar la estructura de Lewis del ion triyoduro (I3-).
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Dibujar la estructura de Lewis del ion nitrosonio NO+
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Escribir la estructura de Lewis del ion nitrito NO2-
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Dibujar la estructura de Lewis del ion nitrato NO3-
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Estructuras de Lewis del ácido carbónico (H2CO3) , ácido fosfórico (H3PO4) y ácido fosforoso (H3PO3)
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Usar la teoría de la repulsión entre pares de electrones de la capa de valencia (VSEPR) para predecir las formas geométricas de las siguientes moléculas o iones OSCl2, SeICl3, PBr3, NO2-, SF6, BF4-, PCl5, SiF62- y XeO2F2
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Usa la teoría de la repulsión entre pares de electrones de la capa de valencia (VSEPR) para predecir las formas geométricas de las siguientes moléculas o iones: OSCl2, SeICl3, PBr3, NO2- , SF6, BF4- , PCl5, SiF62- y XeO2F2
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Predice la geometría de cada una de las siguientes moléculas y analiza si son o no polares: a) SO2; b) NH3; c) H2S; d) SF6; e) IF3.
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La estructura de Lewis del ion fosfato, PO3−4 , es un híbrido de resonancia. Escribe diferentes formas resonantes para este ion discutiendo la importancia de la contribución de cada una al híbrido observado.
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Las especies carbonato sódico, etanol, propanona y acetato sódico contienen enlaces carbono-oxígeno. Ordénalas según el valor creciente de la distancia atómica C–O.
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El oxido de dinitrógeno tiene tres estructuras resonantes. a) Escribe sus estructuras de Lewis. b) Calcula la carga formal de cada átomo en cada estructura resonante. c) Basándote en las cargas formales y la electronegatividad de los átomos, selecciona la estructura de resonancia de mayor contribución.
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Representa un esquema de la molécula de propeno. Indica los ángulos de enlace de esta molécula y qué átomos están en el mismo plano. ¿Cómo cambiarían los ángulos de enlace si los átomos de hidrógeno del grupo metileno (CH2 ) se sustituyesen por átomos de flúor?
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Coloca las moléculas o iones siguientes en orden decreciente de longitud de enlace: (a) el enlace S-O en SO2, SO3 y SO2-3 ; (b) el enlace C-N en HCN, CH2NH y CH3NH2
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Introducción a las teorías del enlace químico. La teoría de Lewis es sencilla y práctica pero no puede suministrar datos cuantitativos sobre el enlace químico. Necesitamos de teorías más completas que puedan predecir las distancias y energías de enlace.
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La teoría del enlace de valencia explica el enlace químico por solapamiento de orbitales atómicos. La elevada densidad electrónica en la zona de solapamiento produce atrae los núcleos de los átomos y los mantiene unidos. En algunos casos puede explicarse el enlace sin necesidad de los conceptos de promoción electrónica e hibridación que discutiremos en el próximo vídeo.
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La hibridación es la combinación lineal de orbitales atómicos para generar un número idéntico de orbitales híbridos de igual simetría y energía
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Según la teoría del enlace de valencia las moléculas de metano, amoniaco, amonio y agua presentan una hibridación sp3 en su átomo central lo cual les confiere una geometría tetraédrica.
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La estructura de la molécula de BF3 se puede explicar mediante la hibridación sp2 del átomo de boro, esta hibridación le confiere una geometría triangular plana.
Por otro lado la hibridación sp del dicloruro de berilio explica la geometría lineal de la misma. -
Las hibridación sp3d permite explicar los cinco enlaces idénticos que presenta la molécula de pentacloruro de fósforo PCl5. Por otro lado la hibridación sp3d2 explica la formación de seis enlaces en el hexafluoruro de azufre SF6. Estas hibridaciones también explican las geometrías bipirámide trigonal y octaédrica de ambas moléculas.
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En el tema anterior obtuvimos la geometría molecular aplicando la teoría de repulsión de los pares electrónicos de la capa de valencia (TRPECV). En este tema obtuvimos los mismos resultados mediante la teoría del enlace de valencia y su formalismo de hibridación. En el vídeo se comparan ambas teorías para determinar la geometría molecular.
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Las moléculas que poseen enlaces dobles con átomos del segundo periodo hibridan sp2, dejando un orbital p puro con el que forman el enlace pi. En el caso de presentar un triple enlace la hibridación es sp, quedando dos orbitales sin hibridar para formar los dos enlaces pi.
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Las estructuras de Lewis, la teoría RPECV y el método de enlace de valencia forman una poderosa combinación para describir el enlace covalente y las estructuras moleculares. Los resultados son satisfactorios para la mayor parte de nuestros propósitos. Sin embargo, a veces, los químicos necesitan una mayor comprensión de las estructuras y las propiedades de lo que estos métodos proporcionan. Por ejemplo, ninguno de estos métodos proporciona una explicación de los espectros electrónicos de las moléculas, del paramagnetismo del oxígeno o de la estabilidad de la especie H2+. Para responder a estas cuestiones necesitamos describir el enlace químico mediante un método diferente. Este método, llamado teoría de orbitales moleculares, empieza con una descripción sencilla de las moléculas pero rápidamente resulta complejo en los detalles. Aquí, solo podemos dar una visión general. La teoría asigna los electrones de una molécula a una serie de orbitales que pertenecen a la molécula como un todo, que son los llamados orbitales moleculares. Del mismo modo que los orbitales atómicos, los orbitales moleculares son funciones matemáticas, y se pueden relacionar con la probabilidad de encontrar a los electrones en ciertas regiones de una molécula. Como sucede también con los orbitales atómicos, un orbital molecular solo puede contener dos electrones, y estos electrones deben tener espines opuestos.
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Orbitales moleculares de los elementos del segundo período Para las moléculas diatómicas y los iones de H y He había que combinar solamente orbitales 1s. En el segundo período la situación es más interesante porque se dispone de orbitales 2s y 2p. Como resultado se forman ocho orbitales moleculares y a continuación vamos a ver cómo se deducen. Los orbitales moleculares formados por combinación de orbitales atómicos 2s son semejantes a los obtenidos a partir de orbitales atómicos ls, excepto que tienen mayor energía. Sin embargo, cuando se combinan los orbitales atómicos 2p, la situación es diferente.
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El diagrama de orbitales moleculares de las moléculas de oxígeno y flúor presenta la peculiaridad de tener cambiados los niveles pi(2p) y sigma(2p). Esta cambio permite que la molécula de oxígeno sea paramagnética, presentando una ligera atracción por los campos magnéticos.
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Indica los orbitales atómicos que intervienen en los enlaces de las moléculas PCl5 , I3- y XeO2F4 .
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Dibuja un diagrama energético de orbitales moleculares y, basado en ́ el, determina el orden de enlace esperado para las siguientes especies diatómicas: a) B2 , (B2 )− , y (B2 )+ ; b) F2 , (F2 )− , y (F2 )+ . En cada apartado, identifica qué moléculas son paramagnéticas y cuáles diamagnéticas. Señala los orbitales HOMO y LUMO.
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Considera la molécula con el siguiente esqueleto CH2 -C-NH. (a) Escribe su estructura de Lewis. (b) Identifica las hibridaciones de los tres átomos centrales y las geometrías moleculares correspondientes. (c) Indica de la forma mas aproximada posible los valores de todos los ángulos de enlace (HCH, HCC, ́ CCN, CNH, HNH). (d) Escribe los orbitales atómicos que intervienen en cada uno de los enlaces.
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Considera los aniones moleculares NO2- y NO3- . (a) Escribe para cada uno de ellos una estructura de Lewis indicando las cargas formales si las hubiere. (b) Identifica las hibridaciones de los átomos centrales y las geometrías electrónicas y moleculares correspondientes. (c) Indica cuántas distancias de enlace N-O distintas cabe esperar en los aniones propuestos, e indica en cual de estos aniones la ́ distancia N-O es mayor. (d) Escribe los orbitales atómicos que intervienen en cada uno de los enlaces ́ de las estructuras de Lewis que hayas escrito.
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Considera la molécula de ́ acido cianhídrico HCN. Escribe su estructura de Lewis, indica su geometría y especifica cuales son los orbitales atómicos que intervienen en los distintos enlaces de la molécula.
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(i) Representa la estructura de Lewis de la molécula SF4 . Utiliza el modelo de Repulsión de Pares de Electrones de la Capa de Valencia (RPECV) para predecir su geometría indicando cuantas distancias S–F diferentes se esperarían en esta molécula. ¿Cuál es la mayor?. Cuantifica, en la medida de lo posible, los ángulos de enlace F–S–F. (ii) ¿Cuál es la hibridación del átomo central? Asigna los electrones de ́ valencia del átomos central a cada uno de los orbitales híbridos. (iii) Explica como esperarías que variasen los ángulos de enlace cuando los átomos de flúor de esta molécula se sustituyen por átomos de cloro (SCl4 ), bromo (SBr4 ) o yodo (SI4 ). Ordena los compuestos resultantes de menor a mayor ángulo de enlace X1 –S–X1 , siendo X1 átomos equivalentes de F, Cl, Br o I.
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Introducción a las fuerzas intermoleculares, ion-dipolo, dipolo-dipolo y dipolo instantáneo- dipolo inducido o London
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Ordenar según puntos de ebullición O2, N2 y NO
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Ordenar según puntos de ebullición, utilizando las fuerzas intermoleculares el butano y la acetona.
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¿Qué compuesto de los siguientes se espera que tenga mayor punto de ebullición: propano, dióxido de carbono o etanonitrilo?
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Clasifique los siguientes compuestos por orden de puntos de ebullición crecientes: octano, butano y 2-metilpropano.
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Las moléculas que presentan grupos F-H, O-H y N-H presentan una fuerza intermolecular llamada puente de hidrógeno que modifica de forma considerable sus propiedades físicas.
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Considera los siguientes valores de puntos de ebullición, 315,6 K y 354,8 K, y momento dipolar, 1,62 D y 3,90 D. Asígnalos a las moléculas de acetonitrilo (CH3CN) y yoduro de metilo (CH3I). A continuación responde las siguientes preguntas: a) ¿Cuál de estos compuestos presenta interacciones más fuertes?; b)¿Cuál presenta la interacción dipolo–dipolo más intensa?; c) ¿Qué compuesto tiene fuerzas de dispersión más fuertes?
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¿Qué compuesto tiene un punto de ebullición mayor, el formaldehído (H2CO) o el metanol (H4CO)? ¿Por qué? Para justificar tu respuesta representa la geometría de ambas moléculas y asigna sus vectores momento dipolar. ¿Qué hibridación tienen los átomos centrales? ¿Qué orbitales atómicos participan en el enlace?
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Representa la geometría molecular de los siguientes compuestos orgánicos: cis- y trans-1,2- dicloroeteno, cis- y trans-1,2-difluoroeteno. Dibuja los vectores momento dipolar. A contin- uación, ordena estas especies por orden creciente de punto de ebullición. Justifica tu respuesta.
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Los puntos de ebullición de HCl, HBr y HI son −85◦C, −67◦C, y −35◦C, respectivamente. ¿Cómo se justifica dicha tendencia? ¿Qué tendencia siguen los momentos dipolares de estas moléculas?; b) El punto de ebullición de HF, 20◦C, parece no encajar en la tendencia seguida por los otros halogenuros de hidrógeno ¿Cuál es el motivo?
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La energía potencial (en valor absoluto) entre dos moléculas iguales separadas entre sí una distancia de 2,5 Å tiene un valor de 8 kJ · mol−1 . Si la distancia intermolecular se incrementa a 5 Å la energía potencial decrece a 1 kJ · mol−1 . ¿Qué tipo de interacción existe entre ambas moléculas?
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Indica cuáles de los siguientes compuestos se pueden asociar mediante interacciones de tipo enlace de hidrógeno: agua, etilamina, peróxido de hidrógeno, etanal, metano, éter dimetílico, fosfina, ácido acético, ácido sulfuroso. ¿Se establecerían enlaces de H entre el agua y el éter dimetílico?
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Pese a poseer la misma fórmula molecular, C8H18, los puntos de fusión y ebullición del n-octano (−57 ◦C y 126 ◦C, respectivamente) y el 2,2,3,3-tetrametilbutano (100 ◦C y 106 ◦C, respectiva- mente) varían de forma significativa. ¿Cómo se justifica este hecho?; b) De entre los siguientes pares: i) CH3OH y CH3SH; ii) F2 y HCl, ¿qué compuesto esperarías que tuviese un punto de ebullición más elevado?
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Indica el tipo de interacciones químicas (enlaces químicos, fuerzas intermoleculares) es necesario romper (superar) para: a) evaporar agua a partir de hielo (H2O(s)), b) fundir un diamante, c) evaporar metano líquido, d) eliminar las moléculas de agua de hidratación de MnCl2·4 H2O(s), e) sublimar NaCl(s).
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a) Considera los siguientes alcoholes: pentano-1-ol (C5H12O, Teb=138◦C), butano-1,2-diol (C4H10O2, Teb=194◦C) y propano-1,2,3-triol (C3H8O3, Teb=290◦C). Explica de manera convincente la variación observada en los puntos de ebullición. b) Escribe ejemplos de sustancias en las que estas interacciones prevalecen: i) dipolo permanente-dipolo permanente; ii) dipolo instantáneo- dipolo inducido; iii) enlaces de hidrógeno.
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a) De entre los siguientes enlaces de hidrógeno, a) N–H·····O b) O–H·····N c) O–H·····Cl d) F–H·····O e) N–H·····N Discute detalladamente cuál de ellos corresponde al enlace más fuerte y cuál al más débil. b) En cada par de sustancias de la siguiente lista, discute cuál tiene el punto de ebullición más alto. a) C6H14/C8H18; b) HCl/PH3; c) HCCl3 / H3CCl; d) H2O / H2S; e) CH3OCH3 / CH3CH2OH
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La presión se define como la fuerza por unidad de superficie. La presión ejercida por la atmósfera se mide con un barómetro mientras que la ejercida por un gas contenido en un recipiente se mide con un manómetro.
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El cilindro rojo tiene un diámetro de 4,10 cm y una masa de 1 kg. ¿Cuál es la presión, expresada en Torr que ejerce el cilindro sobre la superficie en que se apoya ?
El cilindro verde tiene un diámetro de 2,60 cm y una masa de 1 kg. ¿Cuál es la presión, expresada en Torr que ejerce el cilindro sobre la superficie en que se apoya ? -
Ley de Boyle: Para una cierta cantidad de un gas a una temperatura constante, el volumen del gas es inversamente proporcional a su presión
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Ley de Charles: El volumen de una cantidad fija de un gas a presión constante es directamente proporcional a la temperatura (absoluta) Kelvin
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Para los gases las condiciones estándar se definen como gas a 1 bar de presión y 273.15 ºC.
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A una temperatura y presión dadas, el volumen de un gas es directamente proporcional a la cantidad de gas.
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A partir de las Leyes de Boyle, Charles y Avogadro podemos deducir fácilmente la ecuación de estado del gas ideal PV=nRT.
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1. ¿Cuál es el volumen ocupado por 13,7 g de Cl2(g) a45ºC y 745 mmHg?
2. Una muestra de 13,7 g de Cl2 está encerrada en un recipiente de 7,50 L ¿A qué temperatura ejercerá el gas una presión de 0,093 bar?
3. ¿Cuál es la presión, en kilopascales, que ejercen 1020 moléculas de N2 confinadas en un volumen de 305 mL a 175ºC? -
Conocido el volumen, temperatura y presión de un gas ideal se puede determinar su masa molecular.
EJEMPLO: Una muestra de 1,27 g de un óxido de nitrógeno, que puede ser NO o N20 , ocupa un volumen de 1,07 L a 25ºC y 737 mmHg. ¿De qué óxido se trata? -
La densidad de una gas ideal puede determinarse a partir de la ecuación de estado. ¿Cuál es la densidad del gas oxígeno (O2) a 298 K y 0,987 atm?
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La densidad de una gas ideal puede determinarse a partir de la ecuación de estado. ¿Cuál es la densidad del gas oxígeno (O2) a 298 K y 0,987 atm?
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¿Qué volumen de N2(g), medido a 735 mmHg y 26ºC, se obtiene cuando se descomponen 75,0 g de
NaN3 + 2NaN3(s) -----------> 2Na(s) + 3N2(g) -
Tres gases (A, B y C), encerrados en volúmenes de 1,0 L de capacidad, están conectados entre sí tal y como se muestra en la figura (el volumen de los conductos que conectan los recipientes puede considerarse, a nuestros efectos, despreciable). Cada recipiente contiene gas en una cantidad proporcional al número de esferas dibujadas. Los tres recipientes están a la misma temperatura. Inicialmente, las válvulas 1 y 2 que separan los recipientes están cerradas.
a) ¿En qué recipiente es menor la presión?
b) Sea pA = 2,0 atm la presión del gas A en su recipiente. 1) ¿Cuál es la presión del gas C? 2) Se abre la válvula 1. Dibuja una figura, similar a la anterior, que represente la nueva situación. Calcula p(A+B). 3) Se abren las válvulas 1 y 2. Calcula la presión parcial de cada uno de los tres gases y la presión total del sistema. -
Un recipiente de 500 mL contiene, a 25,0 °C, una mezcla de dióxido de carbono y nitrógeno gaseosos. La presión total de la mezcla es 1,09 atm. A continuación, la mezcla gaseosa se pone en contacto con óxido de calcio caliente, que reacciona con el dióxido de carbono gaseoso produciendo carbonato de calcio sólido (este proceso elimina completamente el dióxido de carbono gaseoso). El gas resultante (nitrógeno) se almacena en un nuevo recipiente, de 150 mL, a idéntica presión (1,09 atm) pero a 50,0 °C.
a) Calcula la presión parcial del dióxido de carbono en la mezcla inicial.
b) Calcula la masa del dióxido de carbono en la mezcla inicial. -
Un recipiente cúbico, cuya arista mide 2,00 cm, contiene 1023 moléculas de O2(g). La velocidad media de las moléculas de oxígeno es 470 m·s⁻¹.
a) Calcula la temperatura del gas.
b) Calcula la presión que ejerce el gas sobre las paredes del recipiente. -
Un recipiente de 100 L contiene 255 g de NH₃ (g) a -30,0 °C.
a) Calcula la presión que ejerce el gas sobre las paredes del recipiente suponiendo que se comporta idealmente.
b) Repite el cálculo suponiendo que el gas sigue la ecuación de van der Waals (a = 4,17 atm L² mol⁻² y b = 0,0371 L mol⁻¹).
c) Repite el problema suponiendo que el recipiente contiene 30,0 g de H₂ (g) (a = 0,244 atm L² mol⁻² y b = 0,0266 L mol⁻¹).
d) Compara todos los resultados y busca una interpretación de los mismos. -
Un hidrocarburo de fórmula empírica C₂H₃ tarda 349 s en efundir a través de un tapón poroso x moléculas. En las mismas condiciones de temperatura y presión, el argón tarda 210 s en efundir x átomos. ¿Cuál es la masa molar y la fórmula molecular del hidrocarburo?
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Un contenedor cerrado de 2,0 L lleno con 3,5 g de aire a 20 °C se abre al exterior. Sabiendo que la presión atmosférica fuera del contenedor es de 740 Torr, y que la temperatura exterior es de 20 °C, determinar:
a) si se produce flujo de aire hacia dentro o hacia fuera del contenedor;
b) la cantidad de aire que entra o sale del contenedor;
c) ¿a qué temperatura debería estar el aire inicialmente encerrado en el contenedor para que cuando este se abriese no hubiese flujo de aire?
Dato: masa molar aparente del aire: 28,96 g·mol⁻¹ -
a) Considera 2 moles de moléculas de oxígeno diatómico a 20 °C. Evalúa el número de moléculas de oxígeno con las siguientes velocidades: i) velocidad más probable; ii) velocidad media cuadrática; iii) velocidad media.
b) Considera ahora 2 moles de moléculas de hidrógeno diatómico a la misma temperatura. ¿Es de esperar que el número de moléculas de hidrógeno con la velocidad más probable sea mayor o menor que en el caso previo del oxígeno? Calcula este número para responder a la pregunta. ¿A qué temperatura será la velocidad media de las moléculas de hidrógeno igual a la velocidad media de las moléculas de oxígeno a 20 °C (las del apartado a))? -
Una botella cerrada de 5,0 L contiene una mezcla de gases compuesta por 50 g de N₂, 50 g de O₂ y 50 g de Ne. La botella explota, debido a la presión del gas, cuando la temperatura de la misma alcanza 600 K. ¿Cuál será la presión parcial de cada uno de los tres gases cuando la botella explote? Considera que la mezcla de gases tiene un comportamiento ideal.
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La descomposición de la materia orgánica en el fondo de un lago de 20 m de profundidad libera gases que ascienden a la superficie, a presión de 1 atm, en forma de burbujas esféricas. Si las burbujas de gas tienen un radio de 2 mm en el fondo del lago donde la temperatura es de 2 °C, ¿cuál será el radio de dichas burbujas en la superficie del lago donde la temperatura es de 4 °C? Dato: ρlago = 1 g·cm⁻³
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La nitroglicerina, C₃H₅(NO₃)₃, es un compuesto orgánico explosivo que se descompone en dióxido de carbono, nitrógeno, oxígeno y vapor de agua.
a) Escribe y ajusta la reacción química implicada en la descomposición de la nitroglicerina.
b) Calcula el volumen total de los gases producidos a 1,20 atm y 25 °C que resultan de la descomposición de 4,0 g de nitroglicerina. c) ¿Cuáles serán las presiones parciales de cada uno de los gases en esas condiciones? -
La azida de sodio, NaN3, es una sal que se usa frecuentemente como un generador de nitrógeno gaseoso. El proceso para liberar el gas es muy rápido y ocurre cuando la cápsula que la contiene recibe un impacto, por lo que se usa para inflar los airbags de los coches. Datos: R = 0.08206 atm · L · mol−1 · K −1 ; Masas molares (en g/mol): Na = 22.99; N = 14.01. a) Escribe y ajusta la reacción química que tiene lugar en el proceso de descomposición de la azida de sodio sólida en nitrógeno gaseoso y sodio sólido elemental. Calcula la cantidad en gramos de sal sólida que debe introducirse en un sistema de airbag de un vehículo para inflar una bolsa de 5.00 L a 25◦C y una presión de 1 atm. b) El nitrógeno gaseoso que se produce en una prueba de descomposición de la azida sódica se recoge en un recipiente cerrado de 15.00 L a 10oC y 100 atm. Este gas se usa para llenar bombillas. Asumiendo que el volumen de cada bombilla es de 0.50 K y que el proceso de llenado ocurre a 22 oC y presión atmosférica, ¿cuántas bombillas se pueden llenar y cuánto nitrógeno quedará en el recipiente?
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a) De entre los siguientes compuestos, discute cuál de ellos esperas que difunda más rápida- mente a través de una membrana porosa: NH3, HBr, N2, CO2 y NO2.
b) En condiciones de presión y temperatura estándar, la densidad del oxígeno es 1.41 g/L, y la del hidrógeno es 0.089 g/L. Indica cuál de los dos gases esperas que efunda más rápido. -
Un recipiente sólido (rígido) de 10 L contiene aire (densidad = 1.293 g/L a 0.0 ◦C y 1.0 atm) y está equipado con una válvula que permite conectarlo con el exterior (Pext = 1.0 atm). a) Inicialmente, la válvula está cerrada y el recipiente se encuentra a una temperatura de 0.0 ◦C y 1.5 atm: i) Calcula la masade aire dentro del recipiente; ii) Calcula la presión dentro del recipiente si se abre la válvula a temperatura constante (100.0 ◦C). b) La densidad del vapor de agua a 503.42◦C y 441.28 bar es 191.90 g/L. Calcula el volumen molar, Vm, y el factor de compresibilidad, Z, del vapor de agua en esas condiciones concretas. (Datos: 1 atm = 1.013 bar).
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a) El Papiro de Ebers, un papiro médico egipcio, muestra el uso del ajo como antiséptico. Hoy en día, los químicos han confirmado que el óxido de sulfuro de dialilo (el compuesto volátil responsable del olor a ajo) es un potente agente antibacteriano. A 177◦C y 200 Torr, una muestra de vapor de óxido de disulfuro de dialilo tiene una densidad de 1.04 g · L −1 . ¿Cuál es la masa molar del óxido de disulfuro de dialilo? b) El aceite producido a partir de las hojas del eucalipto contiene el compuesto volátil orgánico eucaliptol. A 190◦C y 60.0 Torr, una muestra de vapor de eucaliptol tiene una densidad de 0.320 g/L. Calcula la masa molar del eucaliptol.
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La tensión superficial es el trabajo necesario para aumentar la unidad de área de la superficie de un líquido. Fuerzas de adhesión y cohesión.
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La viscosidad de un fluido nos indica su resistencia al flujo. Es muy dependiente de la temperatura, disminuyendo al aumentar esta, debido a que la agitación térmica reduce las fuerzas cohesivas entre las moléculas del fluido.
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La vaporización es un proceso endotérmico que precisa de energía, llamada entalpía de vaporización. El proceso inverso llamado condensación libera una energía idéntica.
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Permite determinar la presión de vapor a una temperatura conocida la presión de vapor a otra temperatura y la entalpía de vaporización.
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La ebullición de un líquido se produce cuando se iguala la presión de vapor a la atmosférica
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Al subir la temperatura de un sólido cristalino se producen vibraciones en sus átomos o moléculas que van distorsionando la red cristalina hasta convertirlo en un líquido.
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La sublimación es el cambio de fase por el que una sustancia pasa directamente de sólido a vapor, el proceso inverso recibe el nombre de deposición.
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Los diagramas de fase de sustancias puras representan los diferentes estados en los que se puede encontrar una sustancia pura.
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El diamante, el carburo de silicio y el grafito son ejemplos de sólidos de red covalente. El cloruro de sodio y el óxido de magnesio son ejemplos de sólidos de red iónica
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Estudio de las redes cúbica simple, cúbica centrada en el cuerpo y cúbica centrada en las caras
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Cuando se establece a 25 °C una situación de equilibrio entre el éter dimetílico (C₂H₆O) en estado líquido y su vapor, la densidad de este último es de 0,701 g L⁻¹.
a) Calcula la presión de vapor del éter dimetílico a 25 °C.
b) Si se introduce una muestra de 2,25 g de éter dimetílico en un contenedor vacío de 2,0 L a 25 °C, ¿qué cantidad se habrá vaporizado cuando se alcance la situación de equilibrio? (puedes despreciar el volumen que ocupa el líquido).
c) ¿Cuál sería el volumen mínimo que debería tener un contenedor para que una muestra de 2,25 g de éter dimetílico a 25 °C estuviese enteramente en estado gaseoso? -
En un recipiente vacío de 400 mL se introducen 0,1434 g de agua a la temperatura de 68 °C. Calcula la cantidad de agua que permanece en estado líquido, sabiendo que la presión de vapor del agua a 68 °C es 215,0 Torr.
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Un reactor hermético de 15 L de capacidad se carga con 1 L de propano y 10 L de oxígeno, ambos a 3 atm de presión y 25 °C. Una chispa produce la combustión completa del hidrocarburo (propano + oxígeno → dióxido de carbono + agua). Sabiendo que la temperatura final del reactor es de 80 °C, calcula:
a) la presión total de la mezcla gaseosa resultante;
b) la masa de agua que se licúa. Datos: a 80 °C,
Pvap(agua) = 355,1 Torr. -
a) Dibuja un diagrama de fases P-T para una sustancia pura de masa molar 50 g·mol⁻¹ y representa en él el punto correspondiente a 330 K y 1,00 atm. En el diagrama deben cumplirse las siguientes condiciones: i) la densidad del líquido es mayor que la densidad del sólido; ii) la sustancia es un gas que no licúa a T > 298 K, independientemente de la presión; iii) el sólido sublima a presión ambiente.
b) Indica en el diagrama que has dibujado las regiones de estabilidad de las fases sólida, líquida, gaseosa y fluido supercrítico. Indica qué fases están en equilibrio a lo largo de las curvas y en los puntos relevantes del diagrama. Indica con flechas los procesos isotérmico (a T constante) e isobárico (a P constante) que se tienen que dar para licuar la sustancia cuando se encuentra a T > 298 K por debajo de la presión del punto triple.
c) Cuando se introduce 1,00 mol de esta sustancia en un recipiente cerrado de 0,500 L a 270 K y se alcanza el equilibrio, se encuentran 5,00 g de la misma en estado líquido. Calcula la presión de equilibrio y sitúa el punto correspondiente en el diagrama. -
Dibuja el diagrama de fases de una sustancia pura, hipotética, que existe en dos fases sólidas (I y II), una líquida y una gaseosa y presenta las siguientes propiedades:
a) Las dos fases sólidas son más densas que la fase líquida.
b) La fase sólida I es la más estable a presiones bajas.
c) La fase sólida I, el líquido y el gas se encuentran en equilibrio a 20,0 °C y 680 mmHg.
d) Las fases sólidas I y II y el líquido se encuentran en equilibrio a 50,0 °C y 800 mmHg.
e) La temperatura de equilibrio entre las fases sólidas disminuye con el aumento de presión.
f) El punto de ebullición normal es 120 °C.
g) La sustancia no licúa a temperaturas superiores a 200 °C. -
El oro cristaliza según una estructura cúbica compacta. Sabiendo que la densidad de este metal es 19,3 g·cm⁻³ y que su masa molecular es 196,97 g·mol⁻¹, calcula el radio atómico del oro.
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El NaF cristaliza según una estructura tipo cloruro de sodio o rock-salt. a) Dibuja su celda unidad cúbica identificando todos los iones Na+ y F- situados en la misma. ¿Cuántos cationes y aniones hay en esta celda unidad?; b) En el modelo iónico los cationes y aniones se representan por esferas tangentes a lo largo de la arista del cubo. Utiliza los radios iónicos 0,95 Å y 1,36 Å para el catión y anión, respectivamente, para calcular la distancia del Na+ a sus primeros (más cercanos), segundos (segundos más cercanos) y terceros (terceros más cercanos) vecinos, así como el volumen de la celda; c) Utilizando las masas atómicas (Na: 23 g/mol, F: 19 g/mol), calcula la densidad del NaF.
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a) Indica las regiones de estabilidad de cada fase y las líneas o puntos donde hay dos o más fases en equilibrio. Señala también, cuando sea posible, los siguientes datos en el diagrama que dibujes: (i) El punto de sublimación normal es a 197 K; (ii) la presión de vapor a 270 K es 33 atm; (iii) El punto triple corresponde a una presión de 5.1 atm y una temperatura de 216.8 K; (iv) El punto crítico se produce a 302 K y 72 atm; (v) La presión de vapor a 200 K es 1.6 atm; (vi) El punto de fusión a 85.0 atm es 233 K; (vii) El CO2 sólido es más denso que el líquido. b) En un contenedor cerrado de 0.500 L se colocan 13.4 g de CO2 sólido. Indica qué estado o estados de la materia estarán presentes y la cantidad de CO2 en cada uno de ellos cuando se alcanza el equilibrio a una temperatura de 200 K. Utiliza para ello el diagrama que acabas de dibujar. La masa molar del CO2 es 44 g/mol y R = 0.08206 atm · L · mol−1 · K −1 .
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a) Sabiendo que el polonio es el único elemento químico que cristaliza en una estructura cúbica simple y que su masa y radio atómico son M(Po) = 209.98 g/mol y 1.70 Å, respectivamente, determina su densidad. b) Considera las siguientes estructuras cúbicas: (1) ccc o cúbica centrada en las caras, (2) bcc o cúbica centrada en el cuerpo, y (3) sc o cúbica simple. ¿Cuántos átomos de un elemento dado A que cristaliza con estas estrucutras hay en sus celdas cúbicas? c) Si asumimos que todos ellos tienen como parámetro de celda la arista del cubo, a = 4.0 Å, calcula el valor que le corresponde al radio atómico del átomo A compatible con cada estructura. Datos: NA = 6.022 · 1023 mol−1
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El cloruro de cesio cristaliza en la red cristalina que lleva su nombre. a) Dibuja su celda unidad cúbica identificando todos los iones Cs+ y Cl– situados en la misma. ¿Cuántos cationes y aniones hay en esta ́ celda unidad?; b) En el modelo iónico los cationes y aniones se representan por esferas tangentes a lo ́ largo de la diagonal principal del cubo. Utiliza los radios iónicos 1 ́ ,65 Å y 1,81 Å para el catión y anión, respectivamente, para calcular la distancia del Cs+ a sus primeros, segundos y terceros vecinos, as ́ı como el volumen de la celda; c) Utilizando las masas atómicas (Cs: 132,9 g/mol, Cl: 35,5 g/mol), calcula la densidad del CsCl.
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Definición de molaridad, molalidad, porcentajes en masa, moles y volumen, fracción molar, partes por millón.
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Se ha preparado una disolución de etanol-agua disolviendo 10,00 mL de etanol, CH₃CH₂OH (d = 0,789 g/mL) en un volumen suficiente de agua para obtener 100,0 mL de una disolución con una densidad de 0,982 g/mL. ¿Cuál es la concentración de etanol en esta disolución expresada como
(a) porcentaje en volumen; (b) porcentaje en masa; (c) porcentaje en masa/volumen; (d) fracción molar; (e) porcentaje molar; (f) molaridad; (g) molalidad? -
Las disoluciones pueden ser endotérmicas o exotérmicas dependiendo de la energía necesaria para separa las moléculas de los componentes puros y de la energía liberada cuando esas moléculas se mezclas formando la disolución
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La intensidad de las fuerzas intermoleculares entre componentes puros y mezclados determina el tipo de disolución que se forma
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La disolución de sales implica vencer la energía de red y solvatar los iones en le seno de la disolución
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La mayor parte de las sales incrementan su solubilidad con la temperatura, a excepción de algunos sulfitos, sulfatos y fosfatos.
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Se prepara una disolución disolviendo 95 g de NH₄Cl en 200,0 g de H₂O a 60 °C. (a) ¿Qué masa de NH₄Cl recristalizará cuando se enfría la disolución hasta 20 °C? (b) ¿Cómo puede mejorarse el rendimiento de NH₄Cl?
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La ley de Henry permite calcular la solubilidad de un gas en un líquido a partir de la presión parcial del gas y de la constante de Henry.
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La Ley de Raoult permite calcular la presión de vapor de un componente sobre una disolución a partir de la composición de la misma.
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Diagramas presión-composición y temperatura-composición. Destilación fraccionada.
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Descenso en la presión de vapor, descenso crioscópico, aumento ebulloscópico y presión osmótica
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De las siguientes sustancias, dos son solubles en agua, dos son parcialmente solubles, y dos son insolubles. Identifica cuáles son dichas sustancias.
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Una disolución saturada de sacarosa C₁₂H₂₂O₁₁ en agua, 10 % en peso, tiene una densidad ρ = 1,040 g·mL⁻¹. Determina la molaridad, molalidad y la fracción molar de sacarosa en dicha disolución.
Calcula la fracción molar del soluto en las siguientes disoluciones: a) glucosa (C₆H₁₂O₆), 0,112 m, ρsoln. = 1,06 g·mL⁻¹ b) etanol, 3,20 % en volumen (ρEtOH = 0,789 g·mL⁻¹; ρsoln. = 0,993 g·mL⁻¹) -
a) El ácido benzoico, C₆H₅COOH, es mucho más soluble en NaOH(ac) que en agua pura. ¿Puedes sugerir una razón para esto?
b) Las sustancias que se disuelven en agua generalmente no se disuelven en benceno. Sin embargo, algunas sustancias son moderadamente solubles en ambos disolventes. Entre las siguientes sustancias hay una de estas últimas. ¿Cuál crees que es y por qué?
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Se disuelven, a 60 °C, 95 g de cloruro amónico en 200 g de agua. Sabiendo que, a 20 °C, la solubilidad del cloruro amónico en agua es de 37 g por cada 100 g de agua, calcula la masa de sal que cristalizará al enfriar hasta 20 °C la disolución inicial.
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A 353 K, 100 g de agua pueden disolver 50 g de cloruro potásico. A dicha temperatura, 100 g de una disolución saturada de cloruro potásico en agua se mezclan con 100 mL de otra disolución acuosa 3,72 m de la misma sal, cuya densidad es ρ = 1,20 g · mL−1 . Indica si la disolución resultante es insaturada, saturada o sobresaturada. En el primer caso calcula la cantidad de cloruro potásico que sería necesario añadir para saturar la disolución. En el segundo, calcula la cantidad de cloruro potásico que cristalizaría.
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Las presiones de vapor del benceno y del tolueno puros, a 25,0 °C, son, respectivamente, 95,1 y 28,4 mmHg. Se prepara una disolución, a esa temperatura, de benceno y tolueno, de tal manera que las fracciones molares de la fase líquida sean iguales a 0,5. Calcula:
a) las presiones parciales de benceno y tolueno en la fase gaseosa que está en equilibrio con la disolución.
b) la presión total.
c) las fracciones molares de benceno y tolueno en la fase gaseosa. -
La nicotina es completamente miscible con el agua a temperaturas inferiores a 60 °C.
a) Calcula la molalidad de una disolución acuosa de nicotina que comienza a congelar a -0,450 °C.
b) Calcula la masa molar de la nicotina sabiendo que la disolución anterior se preparó disolviendo 1,921 g de nicotina en 48,92 g de agua.
c) Sabiendo que la fórmula empírica de la nicotina es (C₅H₇N)ₙ, determina su fórmula molecular.
Dato: kf (agua) = 1,86 °C·kg disolvente·(mol soluto)⁻¹ -
La nicotinamida es una vitamina soluble en agua y en algunos disolventes orgánicos. El análisis elemental de este compuesto refleja una composición 59,02 % C, 4,92 % H, 22,95 % N, 13,11 % O. Cuando se disuelven 3,88 g de nicotinamida en 30,0 mL de nitrobenceno (C₆H₅NO₂, ρ = 1,204 g·mL⁻¹) el punto de congelación de este disolvente desciende desde 5,7 °C a -1,4 °C. Encuentra la fórmula molecular de la nicotinamida.
Dato: kf (nitrobenceno) = 8,1 °C·kg disolvente·(mol soluto)⁻¹ -
Cuando se añaden 0,24 g de azufre a 100 g de CCl₄, el punto de congelación del disolvente se reduce 0,28 °C. Si el azufre no actúa como un soluto monoatómico, sino con la fórmula molecular Sₙ, ¿cuántos átomos de azufre hay en cada molécula?
(kf(CCl₄) = 29,8 °C·kg⁻¹·mol⁻¹) -
Para determinar la masa molar de un compuesto no electrolito, se añaden 10 g del compuesto a 150 mL de agua y se mide la presión de vapor del disolvente antes y después de añadirlo. Si los valores obtenidos son, respectivamente, 140 y 135 mmHg, calcula la masa molar del compuesto.
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100 g de una disolución acuosa de acetona (C₃H₆O) congelan a -1,04 °C. Se enfría dicha solución a -3,20 °C. Calcula:
a) el porcentaje en masa de acetona en la disolución inicial.
b) el porcentaje en masa de acetona en la disolución enfriada.
c) la masa de agua que se ha transformado en hielo en el proceso de enfriamiento.
Dato: kf (agua) = 1,86 °C·kg disolvente·(mol soluto)⁻¹ -
Calcula la cantidad de acetona (CH₃COCH₃) que debe disolverse en 1000 g de benceno (C₆H₆) para que la presión de vapor de la disolución resultante a 80 °C sea de 1213 mmHg.
Datos: Las presiones de vapor a 80 °C del benceno y la acetona son 760 y 1620 mmHg, respectivamente. C: 12 Da, O: 16 Da, H: 1 Da. -
Dos vasos, A y B, se colocan en el interior de un contenedor cerrado y previamente evacuado, a 25 °C. Uno de ellos, A, contiene 100 mL de agua, en la que se han disuelto 0,5 moles de un soluto no volátil y no electrolito. El otro vaso, B, contiene 100 mL de agua, en la que se han disuelto 0,35 moles de glucosa. Después de que se alcance la situación de equilibrio:
a) ¿en cuál de los dos vasos se habrá incrementado el volumen de la disolución?
b) asumiendo un comportamiento ideal, ¿cuál será el volumen de agua contenido en cada uno de los vasos, A y B, en la situación de equilibrio?
c) ¿cuál será la presión en el interior del contenedor en la situación de equilibrio? Asume que el volumen ocupado por el líquido en el interior del contenedor es despreciable.
Dato: P⁰v(agua, 25 °C) = 23,76 mmHg, ρH₂O = 1,00 g·mL⁻¹ -
En un recipiente cerrado a 25 °C, se mezclan 5 mL de benceno (C₆H₆, ρ = 0,874 g·mL⁻¹) con 5 mL de clorobenceno (C₆H₅Cl, ρ = 1,110 g·mL⁻¹). En la mezcla resultante, se disuelve una cantidad de naftaleno (C₁₀H₈), un sólido orgánico, no volátil y no electrolito, hasta obtener una disolución al 10 % en peso. Calcula:
a) la cantidad de naftaleno que se ha añadido.
b) la presión de vapor total.
c) la composición del vapor. Considera que los tres componentes forman una disolución ideal.
(Datos: P⁰vap(benceno, 25 °C) = 74,6 mmHg; P⁰vap(clorobenceno, 25 °C) = 11,0 mmHg). -
Sabiendo que las presiones de vapor de los componentes puros son P⁰vap(benceno) = 271 Torr y P⁰vap(tolueno) = 92,6 Torr a 50 °C, encuentra las composiciones de las fases líquida y gaseosa cuando las presiones parciales de ambos componentes son idénticas. Identifica el punto correspondiente a esta situación en un diagrama presión-composición.
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La solubilidad del O₂ (g) en agua, a 0,00 °C y PO₂(g) = 1,00 atm, es de 48,9 mL de O₂ (g) por litro de agua. Calcula la molaridad de una disolución saturada de O₂ (g) en agua, a 0,00 °C, cuando PO₂ (g) = 0,2095 atm (que es el valor aproximado de la presión parcial del O₂ (g) en el aire).
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A 300 K, la presión total de una mezcla de benceno y tolueno es 62 Torr. La composición del vapor muestra que la fracción molar del tolueno es 0.24 en el vapor y 0.52 en la fase líquida. Calcula las presiones de vapor del tolueno y el benceno puros a esa temperatura. Explica si es cierto que la muestra gaseosa es más rica en el componente más volátil. Dibuja estos puntos en un diagrama presión-composición.
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A 10oC, 160 mL de una disolución acuosa de K2SO4, con una densidad de 1.2 g/cm3 , está saturada si contiene 17.45 g de K2SO4. Mezclamos esa disolución saturada con otra disolución que hemos preparado mezclando 20 g de K2SO4 y 150 g de agua. a) Demuestra que la mezcla resultante es una disolución sobresaturada. b) La mezcla resultante de a) se puede transformar en una disolución saturada mediante uno de estos dos procedimientos: (i) diluyendo la disolución sobresaturada con agua. ¿Cuánta agua habría que añadir?; o (ii) calentando la disolución sobresaturada, ya que la solubilidad de esta sal aumenta de manera continua con la temperatura. A 40oC, la solubilidad del K2SO4 en agua es de 15 g de K2SO4 en 100 g de agua. ¿Será necesario calentar por encima de los 40oC para obtener la disolución saturada? Justifica la respuesta.
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A 20oC, 0.8 L de agua contienen 0.0015 mol de oxígeno y 0.025 mol de dióxido de carbono en equilibrio con una fase gaseosa dentro de un recipiente cerrado. Las constantes de la ley de Henry para estos gases en agua son 1.3 · 10−3 mol/(atm · L) y 3.38 · 10−2 mol/(atm · L), respectivamente. La presión de vapor del agua a esa temperatura es 17.5 Torr. Calcula la presión de cada uno de los componentes de la fase gaseosa y sus fracciones molares.
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a) Explica los símbolos en estas ecuaciones y deriva la ecuación (2) a partir de la (1). b) Dibuja un diagrama que muestre cómo varía la presión de vapor de una disolución de dos líquidos miscibles A y B en función de las fracciones molares de los dos componentes en la fase líquida y en la fase gaseosa. Etiqueta correctamente los finales de los ejes de abscisa y las presiones correspondientes. Para una fracción molar dada de la fase líquida, muestra la fracción molar correspondiente en la fase gaseosa en equilibrio.
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En una disolución líquida binaria, el número de moles del componente A es 3 veces mayor que el número de moles del componente B. En la fase gaseosa en equilibrio con esta disolución, el número de moles del componente A es 2 veces mayor que el del componente B. a) Calcula las fracciones molares de los dos componentes en las dos fases e indica cuál de los dos componentes es más volátil. b) Si la presión de vapor del componente puro A) es 100 Torr, ¿cuál será la presión de vapor del componente puro B? c) Usa un diagrama presión-fracción molar para localizar los puntos que corresponden a esta disolución y su vapor en equilibrio.
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Calcula el calor necesario para calentar agua de 20ºC a 80ºC
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Calcule la cantidad de calor, en kilojulios, (a) necesaria para elevar la temperatura de 9,25 L de agua de 22,0 a 29,4 °C; (b) asociada a un descenso de 33,5 °C en la temperatura de una barra de
1 aluminio de 5,85 kg (calor específico del aluminio = 0,903 J/g °C) -
Calcule la temperatura final resultante cuando:
(a) una muestra de agua de 12,6 g a 22,9 ºC absorbe 875 J de calor;
(b) una muestra de platino de 1,59 kg a 78,2 ºC cede 1,05 kcal en forma de calor
(calor específico del Pt = 0,032 cal/gºC). -
a) Cuando se añade 1,00 kg de plomo a 100,0 °C (calor específico = 0,13 J/g°C) a cierta cantidad de agua a 28,5 °C, la temperatura final de la mezcla plomo-agua es 35,2 °C. ¿Qué masa de agua hay?
b) Se añade una muestra de 100,0 g de cobre a 100,0 °C (calor específico = 0,385 J/g°C) a 50,0 g de agua a 26,5 °C. ¿Cuál es la temperatura final de la mezcla cobre-agua?
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Descripción de una bomba calorimétrica adiabática.
La combustión de 1,310 g de sacarosa, , en una bomba calorimétrica hace que la temperatura se eleve de 24,92 a 28,33 ºC. La capacidad calorífica del conjunto del calorímetro es 4,90 kJ/ºC.
(a) ¿Cuál es el calor de combustión de la sacarosa, expresado en kilojulios por mol de sacarosa? -
Cálculo del trabajo reversible e irreversible.
¿Qué trabajo, expresado en julios, se realiza cuando se comprimen 50,0 g de N2(g) en un cilindro de 75,0 L bajo una presión externa de 2,50 atm a una temperatura constante de 20,0 °C? -
Un pistón confina 0.100 mol de Ar(g) en 1.00 L a 25 ºC. Considera que el Ar se comporta idealmente. Se realizan dos experimentos: (a) Se permite que el gas se expanda 1.00 L adicional contra una presión constante de 1 atm. (b) Se permite que el gas se expanda reversible e isotérmicamente hasta alcanzar el mismo volume final. ¿En cuál de los dos procesos se realiza mayor trabajo? Compruébalo calculando w en cada experimento
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En la expansión de un gas, este absorbe un calor de 25 J y realiza un trabajo de 243 J. ¿Cuál es el valor de ΔU para este gas?
Al comprimir un gas se realiza sobre el sistema un trabajo de 355 J y simultáneamente el sistema cede un calor de 185 J. ¿Cuál es el valor de ΔU para el sistema?
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la energía interna es una función de estado, mientras que el calor y el trabajo dependen del camino.
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Calcule el cambio de entalpía para el proceso en el que 50 g de agua pasan del estado líquido a 10ºC a vapor a 25ºC
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Es la variación de entalpía cuando reactivos y productos están en sus estados estándar. El estado estándar se define como reactivos y productos puros a la presión de 1bar, si alguno es gas debe comportarse idealmente.
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Permite la obtención de la entalpía de reacciones que no se pueden realizar en un calorímetro, y se basa en que la entalpía es una función de estado.
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Calor intercambiado en la formación de un mol de sustancia a partir de sus elementos en sus estados estándar y formas de referencia. La forma de referencia de un elemento es su forma más estable.
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A partir de las entalpías de formación se puede calcular la entalpía de cualquier reacción química.
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Un proceso espontáneo es un proceso que tiene lugar en un sistema que se deja evolucionar por sí mismo, una vez comienza, no es necesaria ninguna acción desde fuera del sistema para hacer que el proceso continúe.
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La entropía es una medida del número de microestados que posee un sistema termodinámico. Cuantos más niveles accesibles tengan las partículas, para una energía dada, mayor será el número de microestados y en consecuencia el sistema tendrá una mayor entropía
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Procesos cíclicos, procesos adiabáticos reversibles, proceso isotérmicos reversibles, cambios de fase reversibles, cambio de estado con gas ideal, procesos a presión y volumen constante.
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Variaciones de entropía de sistema, entorno y universo para procesos reversibles e irreversibles.
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Obtención de la función de Gibbs a partir de la entropía del universo. Criterio de espontaneidad y equilibrio basado en la variación de la función de Gibbs.
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Se define la velocidad de reacción como los mol/L que desaparecen de un reactivo en la unidad de tiempo o los mol/L de producto que se forman en la unidad de tiempo.
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Las reacciones elementales transcurren en una sola etapa mientras que las complejas presentan un mecanismo.
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Permite determinar la ecuación cinética a partir de medidas de velocidades iniciales a diferentes concentraciones.
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Ecuación cinética integrada para una reacción de orden cero y vida media.
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Ecuación cinética integrada para una reacción de primer orden. Cálculo de la vida media.
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Ecuación cinética integrada en función de presiones parciales del reactivo.
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Ecuación cinética integrada para una reacción de primer orden. Obtención de la vida media.
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Calcula el potencial estándar de reducción del par redox Ce4+/Ce, a partir de la siguiente información: Ce4+(ac) + 1 e – → Ce3+(ac) Eo (Ce4+/Ce3+) = +1,61 V
Ce3+(ac) + 3 e – → Ce(s) Eo (Ce3+/Ce) = −2,48 V -
Calcula el valor de la constante Kps(PbI2), a partir de la información: Pb|Pb2+(ac, saturada PbI2) ||Pb2+(ac, 0,100 M)|Pb(s); Ecelda = 0,0567 V.
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